1.2.2　元素周期律课件(共52张PPT) 2023-2024学年高二化学人教版选择性必修2

(共52张PPT)
第一章
第二节　第二课时　元素周期律
素 养 目 标
1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化,能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
2.通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和图示,把相对抽象的元素金属性、非金属性具体化为电离能与电负性等可量化的元素性质,掌握相关规律,培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
基础落实·必备知识全过关
重难探究·能力素养全提升
目录索引
基础落实·必备知识全过关
一、原子半径
1.影响因素
越大
增大
越大
减小
2.递变规律
电子的能层数
增大
减小
二、电离能
1.第一电离能　 通常用I1表示
(1)定义:　　　　　　　基态原子失去　　　　电子转化为气态基态正离子所需要的　　　　　　叫做第一电离能。
M(g)══M+(g)+e-　I1(第一电离能)
(2)意义:判断元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越
　　,原子越容易失去一个电子。
气态电中性
一个
最低能量
小
2.第一电离能的变化规律
(1)同一周期:随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈　　　　的趋势,其中　　 　与　　 　、　　 　与　 　　之间元素的第一电离能出现反常。 并非单调上升
(2)同一主族:从上到下,元素的第一电离能　　　　。
(3)同种原子:逐级电离能越来越　　 (I1增大
第ⅡA族
第ⅢA族
第ⅤA族
第ⅥA族
变小
大
3.第ⅢA族和第ⅥA族元素第一电离能“异常”的原因
(1)第ⅢA族元素如B和Al的第一电离能较第ⅡA族Be、Mg小的原因:
______________________________________________________________
　 　。
(2)第ⅥA族元素如O、S的第一电离能较第ⅤA族N、P小的原因:
　。
失去的能量最高的电子处于np能级,该能级的能量比同周期第ⅡA族元素的ns能级的能量高
第ⅤA族N、P np能级的电子排布半充满,比较稳定,故第一电离能较高
三、电负性
1.相关概念
(1)键合电子:元素相互化合时,原子之间产生化学作用力,形象地叫做
　　　　　,原子中用于形成化学键的电子称为　　　 　　。
(2)电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的　　　　。电负性越大的原子,对键合电子的吸引力　　　　。如:HClO分子三种元素的电负性大小顺序为　　　　　　,故O、Cl、H的化合价依次为
　　　　　　　　。 电负性越大越呈现负价
电负性没有单位,4.0是最大值,1.0不是最小值
(3)衡量标准:以氟的电负性为　　,锂的电负性为　　　作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
化学键
键合电子
大小
越大
O>Cl>H
-2、+1、+1
4.0
1.0
2.递变规律
(1)同周期:自左向右,主族元素的电负性逐渐　　　　。
(2)同主族:自上而下,元素的电负性逐渐　　　　。
3.应用:判断元素金属性和非金属性的强弱
(1)金属元素的电负性一般　　　　1.8。
　　　　　　
而非一定,均有特例
(2)非金属元素的电负性一般　　　　1.8。
(3)位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现　　　　 ,又表现　　　　　　。
变大
变小
小于
大于
金属性
非金属性
易错辨析1
(1)电子层数越多,原子半径越大。(　　)
提示 如锂的原子半径为0.152 nm,而氯的原子半径为0.099 nm。
(2)质子数相同的不同单核粒子,电子数越多,半径越大。(　　)
(3)短周期主族元素中Na原子半径最大。(　　)
(4)同周期主族元素,从左到右,原子半径逐渐减小,简单离子半径也逐渐减小。(　　)
提示 同周期主族元素的简单离子中,阴离子半径大于阳离子半径,如离子半径S2->Na+。
×
√
√
×
易错警示
金属的活动性与金属元素电离能的大小顺序不完全一致。
原因:二者对应的条件不同,金属的活动性是指在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力;金属元素电离能表示金属原子(或离子)在气态时失去电子成为气态阳离子的能力。
实例:第一电离能:NaNa,是由于在水溶液中钙原子更容易失去电子。
易错辨析2
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强。(　　)
提示 第一电离能越大的原子失电子的能力越弱。
(2)可由原子的各级电离能的数值大小判断元素的化合价。(　　)
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大。(　　)
(4)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能。(　　)
×
√
×
√
深度思考
电负性的研究对象和第一电离能的研究对象一样吗 电负性越大的元素,非金属性越强吗 第一电离能越大吗
提示 第一电离能研究所有元素,包括稀有气体;电负性研究原子对键合电子的吸引力大小,稀有气体很少形成共价键,故不做研究。元素电负性越大,非金属性越强,但第一电离能不一定越大,例如电负性NO。
易错辨析3
(1)电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准。(　　)
(2)元素的电负性越大,则元素的非金属性越强。(　　)
(3)元素周期表(稀有气体元素除外)中电负性最大和最小的元素分别为F和Cs(放射性元素除外)。(　　)
√
√
√
重难探究·能力素养全提升
探究一　微粒半径大小比较
情境探究
周期表中部分元素原子与离子半径的对比(单位:pm)
H　37 H- 140
Li 152 Li+ 60 Be 89 Be2+ 31 B 82 C 77 N 75 N3- 171 O 74 O2- 140 F 71 F- 136 Ne 154
Na 186 Na+ 95 Mg 160 Mg2+ 65 Al 143 Al3+ 50 Si 117 P 110 P3- 212 S 102 S2- 184 Cl 99 Cl- 181 Ar 192
K 232 K+ 138 Ca 197 Ca2+ 100 Br 114 Br- 195
已知:短周期元素aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的电子层结构。结合上述数据分析:
(1)A、B、C、D四种元素在同一周期吗 试推测四种元素在周期表中的位置。
(2)A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的 A2+、B+、C3-、D-的离子半径呢
提示 A、B、C、D不在同一周期。A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅤA族,D应位于第二周期第ⅦA族。
提示 原子半径B>A>C>D;离子半径C3->D->B+>A2+。
(3)请比较A与A2+、D与D-的半径大小。
(4)比较微粒半径大小的关键要素是什么
提示 A>A2+;D提示 ①不同周期不同主族元素原子半径比较,先看周期再看主族。
②对于离子半径的比较,要依据电子层结构相同的离子半径的递变规律和元素周期律进行判断。
③同一元素的阳离子半径小于原子半径;阴离子半径大于原子半径。
方法突破
“四同法”比较粒子的半径大小
应用体验
1.[2023吉林长春高二检测]具有下列电子排布式的原子半径最小的是
(　　)
A.1s22s22p63s23p3
B.1s22s22p3
C.1s22s22p2
D.1s22s22p63s23p4
B
解析 根据电子排布式可知A是P元素,B是N元素,C是C元素,D是S元素,C和N元素有2个电子层,P和S元素有3个电子层,所以P和S元素原子半径大于C和N元素,C和N位于同一周期,且N元素原子序数大于C,根据元素周期律知,C的原子半径大于N元素,所以原子半径最小的是N元素。
2.下列离子半径的大小顺序正确的是(　　)
①Na+　 ②X2-:1s22s22p63s23p6　
③Y2-:2s22p6　 ④Z-:3s23p6
A.③>④>②>① B.④>③>②>①
C.④>③>①>② D.②>④>③>①
D
解析 由核外电子排布式可知,②③④三种离子分别是S2-、O2-、Cl-,电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,则有②>④,③>①;电子层数越多,半径越大,则大小顺序为②>④>③>①。
归纳总结　判断微粒半径大小关系解题思路为
(1)看清微粒种类:是原子还是离子;
(2)找准比较依据:是同周期还是同主族;
(3)运用相关规律:同周期从左至右原子半径减小;同主族从上到下原子半径增大;同一元素失电子半径减小,得电子半径增大;电子层结构相同,核电荷数大半径小。
探究二　元素电离能的变化规律
情境探究
阅读下列两则材料,思考回答问题。
材料1:元素的第一电离能的周期性
材料2:钠、镁、铝逐级失去电子的电离能数据
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
思考:(1)认真分析材料1中同周期元素第一电离能的变化规律,将Na~Ar之间六种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
提示
(2)元素周期表中,第一电离能最大的是哪种元素 第一电离能最小的应出现在周期表什么位置
提示 最大的是He,最小的应在周期表左下角。
(3)由材料1可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的右侧的元素高,解释其原因。
提示 同周期元素中,第ⅢA族的第一电离能失去的电子是np能级的,该能级的能量比左侧的位于第ⅡA族的ns能级的能量高;第ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3,最外层s能级为全充满、p能级为半充满状态,比较稳定,失去一个电子需要的能量相对较大,故其第一电离能比同周期相邻元素的要高。
(4)根据材料2分析,同一元素的电离能为什么逐级增大 为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1、+2、+3价
提示 ①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1I2、I4>I3
……In+1>In。
②Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。
方法突破
1.第一电离能的递变规律
2.电离能的应用
应用体验
视角1第一电离能的意义
1.下列说法不正确的是(　　)
A.第一电离能越小,表示气态基态原子越容易失去电子
B.同一元素的逐级电离能逐渐增大
C.在元素周期表中,同周期主族元素的第一电离能从左到右不一定越来越大
D.第一电离能是元素原子失去核外第一个电子需要的能量
D
解析
视角2第一电离能的变化规律
2.[2023河北石家庄高二检测]下列叙述正确的是(　　)
A.同周期元素中第ⅦA族元素的第一电离能最大
B.主族元素的原子形成单原子离子时的化合价的绝对值都等于它的族序数
C.第ⅠA、ⅡA族元素的原子,其原子半径越大,元素的第一电离能越大
D.同一主族中,自上而下元素的第一电离能逐渐减小
D
解析 同周期元素中0族元素的第一电离能最大,A错误;一般情况下,主族元素的原子形成单原子阳离子时的化合价数都和它的族序数相等,而阴离子的化合价绝对值与族序数的和为8,B错误;第ⅠA、ⅡA族元素的原子,其半径越大,第一电离能越小,C错误;在同一主族中,自上而下由于原子半径逐渐增大,所以第一电离能逐渐减小,D正确。
【变式设问】
(1)第三周期元素第一电离能介于Al、P之间的有　　　　种。
答案 3
解析 第三周期元素第一电离能从小到大的顺序为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl、Ar,介于Al、P之间的有Mg、Si、S共3种元素。
(2)已知第三电离能数据:I3(Mn)=3 246 kJ·mol-1,I3(Fe)=2 957 kJ·mol-1,锰的第三电离能大于铁的第三电离能,其主要原因是 　。
提示 Mn2+价层电子排布式为3d5,达到稳定结构,不易失电子,Fe2+价层电子排布式为3d6,要失去一个电子才能达到稳定结构,比较容易形成Fe3+,故锰的第三电离能大于铁
归纳总结　(1)比较同一元素各级电离能大小关系:先从微粒所带电荷分析,再分析能层不同对电离能产生的影响。
(2)不同元素电离能比较:先分析周期表中位置→再运用元素周期律→注意第ⅡA族和第ⅤA族的反常。
视角3电离能的应用
3.下列关于元素第一电离能与元素性质的说法正确的是(　　)
A.第一电离能越小,元素的金属性一定越强
B.第一电离能越大,元素的非金属性一定越强
C.第一电离能越大的原子失电子的能力越强
D.可通过元素的逐级电离能判断元素的最高正化合价
D
解析 一般来说,第一电离能越小,气态基态原子越易失去电子,则元素的金属性(失电子能力)越强,非金属性越弱,但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻主族元素的第一电离能大,如第一电离能:Mg>Al,但金属性(失电子能力):Mg>Al;第一电离能:N>O,但非金属性:N4.如表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示,单位为kJ·mol-1)。
关于元素R的下列推断,错误的是(　　)
A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s2
B.R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C.R元素的最高正化合价为+2价
D.R元素第一电离能小于同周期其他元素
元素 I1 I2 I3 I4 ……
R 738 1 451 7 773 10 540
D
解析 从表中原子的第一至第四电离能可以看出,元素的第一、第二电离能都较小,第三电离能剧增,可失去2个电子,最高化合价为+2价,即最外层应有2个电子,应为第ⅡA族元素,该元素R第四电离能后还存在电离能,R元素是Mg,故A正确、B正确、C正确;同周期第ⅡA族核外电子排布式为ns2,达稳定结构,所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素,故D错误。
探究三　元素电负性变化规律及应用
情境探究
某同学根据教材图1-23的数据制作的第三周期、第ⅠA族和第ⅦA族元素的电负性变化图如下:
思考:
(1)同主族元素的电负性有何变化规律 同周期主族元素的电负性与原子半径之间有何关系
(2)元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素 电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)
提示 同主族元素,核电荷数越大电负性越小。同周期主族元素的电负性随原子半径的减小而增大。
提示 电负性最大的元素为F元素;电负性最小的元素为Cs元素。
(3)预测钙元素的电负性应该在哪两种主族元素之间
(4)经验规律告诉我们当成键两元素的电负性的差值大于1.7时,一般形成离子键;当电负性差值小于1.7时,一般形成共价键。试推断AlCl3中化学键的类型。
提示 根据Ca元素在周期表中的位置,可知电负性:K提示 AlCl3中两元素电负性差值小于1.7,AlCl3中化学键的类型为共价键。
方法突破
1.电负性的三大应用
2.电负性应用的局限性
应用体验
视角1电负性的概念与意义
1.下列说法不正确的是(　　)
A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小,而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C.元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
A
解析 同主族元素从上到下,非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强,所以电负性从上到下逐渐减小,故A错误;金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度,故B正确;元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小,元素电负性越大的原子,吸引电子的能力越强,故C正确;NaH中的H元素为-1价,则H可以放在第ⅦA族中,故D正确。
视角2电负性的比较与应用
2.1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念。如表给出的是第三周期的七种元素和第四周期的钾元素的电负性的值。下列说法不正确的是(　　)
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 2.1 2.3 3.0 0.8
A.钙元素的电负性的取值范围在0.8与1.2之间
B.硫化钠的电子式为
C.硅元素的电负性的取值范围在1.5与2.1之间
D.Al与S形成的化学键可能为共价键
B
解析 元素非金属性越强电负性越大,元素的金属性越强,其电负性就越小,由于金属性:K>Ca>Mg,所以Ca的电负性在0.8与1.2之间,A项正确;硫化钠是离子化合物,电子式为 ,B项错误;元素非金属性越强电负性越大,由于元素的非金属性:P>Si>Al,所以硅元素的电负性的取值范围在1.5与2.1之间,C项正确;铝和硫的电负性之差为0.8,小于1.7,可能形成共价键,D项正确。
【变式设问】
(1)S2Cl2中S、Cl的化合价分别为多少
(2)AlCl3是离子化合物还是共价化合物
提示 +1价、-1价。S2Cl2的结构式为Cl—S—S—Cl,Cl的电负性强于S,故S为+1价,Cl为-1价。
提示 共价化合物。Al、Cl的电负性相差1.5,形成共价键。
3.已知X、Y元素同周期,且电负性X>Y,下列说法错误的是(　　)
A.X与Y形成的化合物,X显负价,Y显正价
B.最高价含氧酸的酸性:X对应的酸性强于Y对应的酸性
C.气态氢化物的稳定性:HmY强于HnX
D.第一电离能Y不一定小于X
C
解析 X、Y元素同周期,且电负性:X>Y,则非金属性:X>Y。电负性大的元素在化合物中显负价,所以X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价,A正确;非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性:X>Y,则X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性,B正确;非金属性越强,气态氢化物越稳定,则气态氢化物的稳定性:HmY弱于HnX,C错误;O的非金属性比N强,但第一电离能:N>O,D正确。
归纳总结　解答元素的电负性比较和应用的思维模型
本 课 结 束